2020版高中化学第3章微型专题重点突破（四）学案（含解析）鲁科版选修4
微型专题重点突破(四)[核心素养发展目标] 证据推理与模型认知：建立弱电解质的电离及其平衡，酸碱溶液中水的电离平衡，盐类的水解平衡，并能多角度分析各类平衡的移动。建立思维模型，并运用模型解答相关问题。一、弱电解质的识别与判断例1 下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是( )①常温下NaNO2溶液的pH大于7②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗③HNO2和NaCl不能发生反应④0.1mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2⑥0.1mol·L－1HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.9A．①④⑥B．①②③④C．①④⑤⑥D．全部答案 C解析 ①中证明NO能水解，证明HNO2为弱酸。②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明问题。③中HNO2无论是强酸还是弱酸都不与NaCl反应。④中说明[H＋]＜[HNO2]，说明HNO2部分电离，存在电离平衡，是弱电解质。⑤中的H3PO4为中强酸，而被中强酸制备的酸必定酸性更弱，即为弱电解质。⑥中HNO2溶液被稀释，[H＋]变化与[HNO2]变化不同步，证明存在电离平衡移动，即为弱电解质。考点 弱电解质的电离平衡及移动题点 证明弱电解质的常用方法弱酸的验证方法n酸的溶解性及酸的通性无法确定酸的强弱，弱电解质的判断一般从三个方面分析：①电离平衡方面，弱酸不完全电离，加水稀释平衡移动；②对应的盐水解方面；③与同浓度同元强酸对比，比较离子浓度或导电性。比较时要注意选择合适的酸，如可以通过比较同浓度时HCOOH与HCl溶液的导电性，来判断HCOOH是否为弱酸。变式1 (2018·平顶山高二检测)pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，分别取50mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)，若V(HX)>V(HY)，则下列说法正确的是( )A．HX可能是强酸B．HY一定是强酸C．HX的酸性强于HY的酸性D．反应开始时二者生成H2的速率相等答案 D解析 本题考查了强、弱酸的判断及溶液酸性大小的比较。据题意，Mg粉足量，酸不足，应根据酸的物质的量来计算H2的体积，由V(HX)>V(HY)，知pH相等时，HX的物质的量浓度比HY的大，即HX是酸性比HY弱的酸，而无法判断HY是强酸还是弱酸，故A、B、C项错误；反应开始时生成H2的速率取决于c(H＋)，因为开始时c(H＋)相等，故D项正确。考点 强、弱电解质的比较与判断题点 等体积、等pH强、弱电解质的比较与判断相关链接三角度判断电解质的强弱角度一：是否存在电离平衡(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。(2)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，酸体积相等时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。(4)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H＋)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H＋)一直减小。(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，则该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。角度二：是否存在水解平衡n(1)测定相应强碱盐的酸碱性，强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液水解显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，则该酸为强酸；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸。角度三：复分解反应强酸制备弱酸根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸＞碳酸。二、酸、碱、盐溶液中水电离出的[H＋]或[OH－]的计算例2 25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水电离出的[H＋]之比是( )A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109答案 A解析 25℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的[H＋]＝10－14mol·L－1；0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液中[OH－]＝0.05mol·L－1×2＝0.1mol·L－1，根据Kw＝[H＋][OH－]＝1.0×10－14mol2·L－2，则由水电离出的[H＋]＝10－13mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的[H＋]＝10－4mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的[H＋]＝10－5mol·L－1，故等体积上述溶液中由水电离的[H＋]之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。考点 水的电离题点 溶液中水电离的[OH－]或[H＋]的计算溶液中水电离出[H＋]的分析方法酸碱抑制水的电离，酸中的OH－、碱中的H＋全部来自水的电离；盐类的水解促进水的电离，若盐溶液显酸性，H＋全部来自水的电离；若盐溶液呈碱性，OH－全部来自水的电离。变式2 (2018·临川一中模拟)现有浓度均为1mol·L－1的五种溶液：①HCl溶液，②H2SO4溶液，③CH3COOH溶液，④NH4Cl溶液，⑤NaOH溶液，由水电离出的[H＋]大小关系正确的是( )nA．④＞③＞①＝⑤＞②B．①＝②＞③＞④＞⑤C．②＞①＞③＞④＞⑤D．④＞③＞①＞⑤＞②答案 A解析 水是弱电解质，存在电离平衡H2OH＋＋OH－。因此酸或碱都是抑制水的电离，而某些发生水解的盐可以促进水的电离。由于HCl、硫酸是强酸，氢氧化钠是强碱，醋酸是弱酸，氯化铵是盐且能水解，因此由水电离出的[H＋]大小关系是④＞③＞①＝⑤＞②。相关链接计算、比较溶液中[H＋]或[OH－]的两原则(1)溶液中水电离产生的[H＋]＝[OH－]。(2)按照“促进以大，抑制以小”的原则计算酸、碱、盐溶液中水电离的[H＋]或[OH－]。若在酸或碱溶液中，就选择溶液中[H＋]、[OH－]数值较小的，若在可水解的盐溶液中，就选择溶液中[H＋]、[OH－]数值较大的。三、酸、碱溶液稀释pH的变化规律例3 浓度均为0.10mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是( )A．MOH的碱性强于ROH的碱性B．ROH的电离程度：b点大于a点C．若两溶液无限稀释，则它们的[OH－]相等D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大答案 D解析 A项，0.10mol·L－1n的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B项，ROH是弱碱，加水稀释，促进电离，b点电离程度大于a点，正确；C项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，[OH－]相等，正确；D项，由MOH是强碱，在溶液中完全电离，所以[M＋]不变，ROH是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROHR＋＋OH－向右进行，[R＋]增大，所以减小，错误。考点 强酸(碱)与弱酸(碱)的稀释pH变化题点 强酸(碱)与弱酸(碱)稀释pH变化分析强、弱酸(碱)稀释时pH的变化规律(1)对于pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着水的加入，溶液中H＋(或OH－)数目不会增多(不考虑水的电离)，浓度改变大，而弱酸(或弱碱)随着水的加入，电离程度增大，H＋(或OH－)数目会增多，浓度改变小。(2)对于物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。变式3 (2018·广西钦州一检)常温下，体积相同、浓度均为1.0mol·L－1的HX溶液、HY溶液，分别加水稀释，稀释后溶液的pH随稀释倍数的对数的变化如图所示，下列叙述正确的是( )A．HX是强酸，溶液每稀释10倍，pH始终增大1B．常温下HY的电离常数约为1.0×10－4C．溶液中水的电离程度：a点大于b点nD．消耗同浓度的NaOH溶液体积：a点大于b点答案 B解析 题图中1.0mol·L－1的HX溶液pH＝0，说明HX为强酸，加水稀释，溶液pH最终接近7，溶液每稀释10倍，pH增大不一定始终是1，A项错误；常温下，1.0mol·L－1HY溶液pH＝2.0，c(H＋)＝10－2mol·L－1，则HY的电离常数K＝＝≈1.0×10－4mol·L－1，B项正确；HX为强酸，HY为弱酸，加水稀释相同倍数，a点HX溶液中氢离子浓度大于b点HY溶液中氢离子浓度，溶液中水的电离程度：a点小于b点，C项错误；a点和b点分别为相同浓度和相同体积的HX和HY溶液分别稀释相同倍数后所得的溶液，则中和时消耗同浓度的NaOH溶液体积相同，D项错误。四、水的电离平衡曲线例4 如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )A．两条曲线间任意点均有[H＋][OH－]＝KwB．M区域内任意点均有[H＋]＜[OH－]C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7答案 D解析 A项正确，[H＋][OH－]＝Kw为水的离子积表达式，它适用于水及稀溶液；B项正确，XZ线上任意点都有[H＋]＝[OH－]，M区域位于直线XZ的左上侧，则M区域内任意点均有[H＋]＜[OH－]；C项正确，H2OH＋＋OH－ ΔH＞0，升高温度，平衡正向移动，Kw增大，图中Z点Kw(Z)＝(10－6.5mol·L－1)2＝10－13mol2·L－2，X点Kw(X)＝(10－7mol·L－1)2＝10－14mol2·L－2，Kw(Z)＞Kw(X)，所以T1＜T2；D项错误，pH＝7即[H＋]＝[OH－]＝10－7mol·L－1，而XZ线上只有X点[H＋]＝[OH－]＝10－7mol·L－1，也就是说XZ线上只有X点的pH＝7。n考点 水的电离题点 水的电离平衡曲线正确理解水的电离平衡曲线(1)曲线上任意点的Kw都相同，即[H＋][OH－]相同，温度相同。(2)曲线外任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。变式4 一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图所示，下列说法正确的是( )A．升高温度，可能引起由c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化答案 C解析 升高温度，水的电离平衡右移，[H＋]和[OH－]均增大，Kw随之增大，而c和b对应的Kw相等，A项不正确；由图中数据可计算出该温度下水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]＝1.0×10－7mol·L－1×1.0×10－7mol·L－1＝1.0×10－14mol2·L－2，B项不正确；加入FeCl3后，Fe3＋水解促进了水的电离，[H＋]增大，[OH－]减小，但Kw不变，可引起由b向a的变化，C项正确；该温度下，稀释溶液Kw不变，而c和d对应的Kw不相等，D项不正确。考点 水的电离题点 水的电离平衡曲线五、盐类水解规律及其应用例5 相同物质的量浓度的NaCN、NaClO、Na2CO3相比，Na2CO3溶液的pH最大，NaClO溶液的pH最小，则下列说法中正确的是( )nA．同温、同浓度时，酸的强弱：HClO>HCN>H2CO3B．同温、同浓度时，酸溶液的pH：HClO>HCN>H2CO3C．同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCND．同体积、同浓度的HCN和HClO的溶液中酸根离子浓度：[CN－]<[ClO－]答案 D解析 在相同浓度条件下，酸越弱，对应盐溶液的碱性越强，即pH较大。可以确定酸性：HCO
HClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大，故[CN－]<[ClO－]，D正确。考点 盐类的水解题点 盐的水解规律及应用(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN＞CH3COONa。(2)相同条件下的水解程度①正盐＞相应酸式盐，如CO＞HCO。②相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞相互抑制水解的盐。如NH的水解：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。(3)利用盐的水解规律时一定把盐与酸的对应关系找准确，尤其是二元弱酸，如Na2CO3对应的酸是HCO，NaHCO3对应的酸是H2CO3。变式5 25℃时，0.1mol·L－1下列溶液的pH如下表，有关比较正确的是( )序号①②③④⑤溶液NaClCH3COONH4NaClONaHCO3Na2CO3pH7.07.010.38.311.6A.酸性的相对强弱：HClO＜HCOB．由水电离产生的[H＋]：①＝②C．溶液③④中酸根离子浓度：[ClO－]＞[HCO]D．在④⑤溶液等体积混合的溶液中：[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]＝0.1mol·L－1n答案 D解析 根据越弱越水解规律可知，酸性强弱：HClO＞HCO，故A项错误；CH3COONH4是弱酸弱碱盐，促进水的电离，NaCl对水的电离无影响，因此水电离产生的[H＋]：①＜②，B项错误；根据溶液③④的pH可知，ClO－水解程度大于HCO，因此[ClO－]＜[HCO]，C项错误；根据物料守恒可知，[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]＝0.1mol·L－1，D项正确。相关链接盐溶液酸碱性的判断方法(1)弱酸弱碱盐溶液的酸碱性判断①相同条件下，生成的弱酸的电离程度大于弱碱的电离程度时，溶液显酸性，如NH4F＋H2ONH3·H2O＋HF，因为K(HF)＞K(NH3·H2O)，NH4F溶液显酸性。②相同条件下，生成的弱碱的电离程度大于弱酸的电离程度时，溶液显碱性，如NH4CN＋H2ONH3·H2O＋HCN，因为K(NH3·H2O)＞K(HCN)，NH4CN溶液显碱性。③相同条件下，生成的弱酸的电离程度等于弱碱的电离程度时，溶液显中性，如CH3COONH4＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O，因为K(NH3·H2O)＝K(CH3COOH)，CH3COONH4溶液显中性。(2)酸式盐溶液酸碱性的判断强酸酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性(如NaHSO4)。①若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性。例如，NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)，使[H＋]＞[OH－]，溶液显酸性；同理，NaH2PO4溶液、NaHC2O4溶液也显酸性。②若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性。例如，NaHCO3溶液中：HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，HCOH＋＋CO(次要)，使[OH－]＞[H＋]，溶液显碱性；同理，NaHS溶液、Na2HPO4溶液也显碱性。六、溶液中离子浓度的大小比较例6 下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．在0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：[Na＋]＞[HCO]＞[CO]＞[H2CO3]B．某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中：[OH－]＋2[A2－]＝[H＋]＋[H2A]C．向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至恰好呈中性：[Na＋]＞[SO]＝[NH]＞[OH－]＝[H＋]D．常温下，将50mL0.1mol·L－1的盐酸与100mL0.1mol·L－1的氨水混合，所得溶液中：[NH]＞[Cl－]＞[NH3·H2O]＞[OH－]＞[H＋]答案 Dn解析 在NaHCO3溶液中，由于HCO的水解程度大于其电离程度，故[H2CO3]＞[CO]，A项错误；根据质子守恒可知：[OH－]＋[A2－]＝[H＋]＋[H2A]，B项错误；NH与SO均来自于NH4HSO4溶液，NH部分水解，所以[SO]＞[NH]，C项错误；混合溶液中NH4Cl和NH3·H2O的物质的量相等，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液显碱性，D项正确。(1)从盐类水解的特征分析：水解程度一般很小。例如：NaHCO3溶液中，[HCO]＞[H2CO3]。(2)理清溶液中的平衡关系并分清主次(3)灵活运用三种守恒关系：电荷守恒、物料守恒及质子守恒。变式6 常温下，将aL0.1mol·L－1的NaOH溶液与bL0.1mol·L－1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确是( )A．a[Na＋]>[H＋]>[OH－]B．a>b时，[CH3COO－]>[Na＋]>[OH－]>[H＋]C．a＝b时，[CH3COOH]＋[H＋]＝[OH－]D．无论a、b有何关系，均有[H＋]＋[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]答案 B解析 由电荷守恒得[H＋]＋[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，故D正确；若b>a，醋酸过量，溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液，当溶液呈酸性时A正确；若a＝b，反应后的溶液为CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解而显碱性，根据质子守恒可知，C正确；若a>b，说明碱过量，溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液，存在[Na＋]>[CH3COO－]，B错误。n1．(2018·沧州联考)下列事实能证明HCOOH为弱酸的是( )A．可与Na2CO3反应生成CO2B．常温时HCOONa溶液的pH大于7C．HCOOH溶液的导电能力低于同浓度的硫酸D．0.1mol·L－1HCOOH溶液可以使甲基橙变红答案 B解析 HCOOH可与Na2CO3反应产生CO2，只能说明HCOOH的酸性比碳酸强，A项错误；常温时HCOONa溶液的pH大于7，溶液显碱性，说明HCOONa为强碱弱酸盐，故HCOOH是弱酸，B项正确；溶液导电能力的强弱与溶液中离子所带电荷数及离子浓度有关，HCOOH为一元酸，硫酸为二元强酸，同浓度时，比较导电能力，即使HCOOH是强酸，HCOOH溶液的导电能力也比硫酸弱，C项错误；0.1mol·L－1HCOOH溶液可以使甲基橙变红只能说明HCOOH溶液显酸性，D项错误。考点 弱电解质的电离平衡及移动题点 证明弱电解质的常用方法2．(2018·潍坊一中期中)硼酸(H3BO3)溶液中存在反应：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。已知硼酸、碳酸、醋酸的电离常数如表所示。下列说法正确的是( )弱酸电离常数(298K)硼酸K＝5.7×10－10mol·L－1碳酸K1＝4.4×10－7mol·L－1K2＝4.7×10－11mol·L－1醋酸K＝1.75×10－5mol·L－1A.将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生B．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生C．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者＞后者D．等物质的量浓度的碳酸溶液和醋酸溶液比较，pH：前者＞后者答案 Dn解析 由电离常数可知酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H3BO3＞HCO。A项中生成HCO；B项中CH3COOH少量，也生成HCO；C项中碳酸溶液pH较小；D项中醋酸溶液pH较小。考点 电离平衡常数及应用题点 电离平衡常数的应用3．(2018·襄阳期中)25℃时，有三瓶溶液：pH＝3的盐酸、pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的氢氧化钠溶液，下列说法正确的是( )A．中和等体积的pH＝11的氢氧化钠溶液，所需pH＝3的CH3COOH溶液的体积大于pH＝3的盐酸的体积B．往上述盐酸、CH3COOH溶液中分别加入少许等量的锌粒，盐酸中的锌粒先反应完全C．将上述CH3COOH溶液、氢氧化钠溶液混合得到pH＝7的溶液，该混合溶液中[Na＋]＞[CH3COO－]D．25℃时pH＝3的盐酸、pH＝3的CH3COOH溶液中由水电离出的[H＋]均为1×10－11mol·L－1答案 D解析 CH3COOH是弱电解质，部分电离，pH相等的盐酸和CH3COOH溶液，CH3COOH的浓度大于HCl，中和等体积的pH＝11的氢氧化钠溶液，需要盐酸体积较大，A项错误；与少许等量的锌粒反应，刚开始时，CH3COOH溶液中的氢离子浓度等于盐酸中氢离子浓度，但随着反应的进行，CH3COOH还要电离，而HCl已完全电离，所以CH3COOH溶液中锌粒先反应完全，B项错误；根据电荷守恒，pH＝7的溶液中，氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，所以[Na＋]＝[CH3COO－]，C项错误；25℃时，pH＝3的盐酸、pH＝3的CH3COOH溶液中水电离出的[H＋]与溶液中氢氧根离子浓度相等，均为mol·L－1＝1×10－11mol·L－1，D项正确。考点 弱电解质的电离平衡题点 强弱电解质的比较4．用黄色的FeCl3溶液分别进行下列实验，解释或结论不正确的是( )选项实验现象解释或结论A加入FeCl3固体溶液变成红褐色FeCl3的水解程度变大B加入等体积水溶液颜色变浅[Fe3＋]变小C加入足量Fe粉溶液颜色变浅绿色2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋D将FeCl3溶液微热溶液变成红褐色水解反应ΔH＞0n答案 A解析 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，A项，加入FeCl3固体，平衡右移，[Fe3＋]增大，但水解程度减小，错误；B项，加入等体积的水，平衡右移，[Fe3＋]减小，颜色变浅，正确；C项，加入足量Fe粉，发生2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，Fe2＋呈浅绿色，正确；D项，加热促进水解，说明水解是吸热反应，正确。考点 盐类的水解题点 外界条件对盐类水解平衡的影响5．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是( )A．图中五点的Kw的关系：b＞c＞a＞d＝eB．若从a点到d点，可采用：温度不变在水中加入少量的酸C．若从a点到c点，可采用：温度不变在水中加入适量的CH3COONa固体D．若处在b点时，将0.5mol·L－1的H2SO4溶液与1mol·L－1的KOH溶液等体积混合后，溶液显酸性答案 B解析 a、d、e三点所处温度相同，因此Kw相同，A项错误；从a点变化到d点，溶液中[H＋]增大，[OH－]减小，温度不变时在水中加入少量的酸，溶液中[H＋]增大，水的电离平衡逆向移动，[OH－]减小，B项正确；从a点变化到c点，[H＋]、[OH－]均增大，而温度不变时，在水中加入适量CH3COONa固体，溶液中[H＋]减小，水的电离平衡正向移动，[OH－]增大，C项错误；b点处Kw＝10－12mol2·L－2,0.5mol·L－1的H2SO4溶液与1mol·L－1的KOH溶液等体积混合，溶液显中性，pH＝6，D项错误。6．(1)已知25℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5mol·L－1，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2mol·L－1，Ka2＝6.2×10－8mol·L－1。若氨水的浓度为2.0mol·L－1，溶液中的[OH－]＝________mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当[OH－]降至1.0×10－7mol·L－1时，溶液中的＝________。(2)25℃时，H2SO3和H2CO3的电离平衡常数如表所示。Ka1Ka2nH2SO31.3×10－2mol·L－16.2×10－8mol·L－1H2CO34.4×10－7mol·L－14.7×10－11mol·L－1①HSO的电离平衡常数表达式K＝_____________________________________________。②0.10mol·L－1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为__________________________。③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_____________________________。答案 (1)6.0×10－3 0.62 (2)①②[Na＋]＞[SO]＞[OH－]＞[HSO]＞[H＋]③H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O解析 (1)由NH3·H2O的电离方程式及其电离平衡常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1可知，Kb＝＝1.8×10－5mol·L－1，当氨水的浓度为2.0mol·L－1时，溶液中的[NH]＝[OH－]＝6.0×10－3mol·L－1。由H2SO3的第二步电离方程式HSOSO＋H＋及其电离平衡常数Ka2＝6.2×10－8mol·L－1可知，Ka2＝＝6.2×10－8mol·L－1，将SO2通入该氨水中，当[OH－]降至1.0×10－7mol·L－1时，溶液的[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1，则＝＝0.62。(2)①HSOH＋＋SO，其电离平衡常数表达式K＝。②Na2SO3溶液由于SO水解而呈碱性，离子浓度由大到小的顺序为[Na＋]＞[SO]＞[OH－]＞[HSO]＞[H＋]。③由于H2SO3的Ka2小于H2CO3的Ka1，则H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应后H2SO3转化为HSO而不是SO，离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。考点 电离平衡常数题点 电离平衡的计算与应用题组一 弱电解质的电离平衡1．能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )nA．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1mol·L－1CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D．0.1mol·L－1CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红答案 B解析 A项，只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B项，该盐水溶液显碱性，故可以证明乙酸是弱酸，正确；C项，可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，错误；D项，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。考点 弱电解质的电离平衡及移动题点 证明弱电解质的常用方法2．在0.1mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－。对于该平衡，下列叙述中正确的是( )A．加入水时，溶液中增大B．加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，电离平衡常数减小C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中[OH－]增大D．降低温度，溶液中[NH]增大答案 A解析 加水能促进NH3·H2O的电离，溶液中n(OH－)增大，而n(NH3·H2O)减小，即增大，A项正确；加入NaOH固体，电离平衡常数不变，B项错误；加盐酸促进NH3·H2O电离，但OH－被中和，溶液中[OH－]减小，C项错误；降温抑制电离，溶液中[NH]减小，D项错误。考点 弱电解质的电离平衡及移动题点 外界条件对电离平衡影响的综合3．25℃时不断将水滴入0.1mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是( )答案 C解析 A项，氨水的pH不可能小于7；B项，NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大；D项，温度不变，Kb不变。n考点 弱电解质的电离平衡及移动题点 弱电解质稀释变化分析4．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5mol·L－1)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3mol·L－1)在水中的电离度与浓度关系的是( )答案 B解析 根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH[HS－]>[OH－]>[H2S]B．Na2C2O4溶液：[OH－]＝[H＋]＋[HC2O]＋2[H2C2O4]C．Na2CO3溶液：[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[OH－]D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：[Na＋]＋[Ca2＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]＋2[Cl－]答案 B解析 A项，Na2S溶液中微粒关系为：[Na＋]>[S2－]>[OH－]>[HS－]>[H2S]，错误；B项，Na2C2O4溶液中，由电荷守恒得：[Na＋]＋[H＋]＝2[C2O]＋[HC2O]＋[OH－]①由物料守恒得：[Na＋]＝2[C2O]＋2[HC2O]＋2[H2C2O4]②由①－②得：[OH－]＝[H＋]＋[HC2O]＋2[H2C2O4]，正确；C项，Na2CO3溶液中，由电荷守恒得：[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[HCO]＋[OH－]，错误；D项，CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]①2[Ca2＋]＝[Cl－]②①＋②得：[Na＋]＋2[Ca2＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]＋[Cl－]，错误。11．常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，实验信息如下：n实验编号c(HA)/mol·L－1c(NaOH)/mol·L－1反应后溶液pH甲0.10.1pH＝9乙c10.2pH＝7下列判断不正确的是( )A．c1一定大于0.2mol·L－1B．HA的电离方程式是HAH＋＋A－C．甲反应后溶液中：[Na＋]＞[OH－]＞[A－]＞[H＋]D．乙反应后的溶液中：[Na＋]＜[HA]＋[A－]答案 C解析 根据题意可知NaA溶液呈碱性，所以HA是弱酸，B正确；若c1＝0.2mol·L－1，则反应后溶液的pH大于7，实际上pH＝7，则HA必过量，即c1一定大于0.2mol·L－1，A正确；甲反应后溶液中的溶质是NaA，微粒浓度的关系应为[Na＋]＞[A－]＞[OH－]＞[H＋]，C错误；乙反应后的溶液中溶质是NaA和HA，故有：[Na＋]＜[HA]＋[A－]，D正确。12．室温下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是( )A．a点所示溶液中[Na＋]>[A－]>[H＋]>[HA]B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C．pH＝7时，[Na＋]＝[A－]＋[HA]D．b点所示溶液中[A－]>[HA]答案 D解析 A项，a点NaOH与HA恰好完全反应，溶液的pH为8.7，呈碱性，说明HA为弱酸，NaA发生了水解反应，则溶液中：[Na＋]>[A－]>[OH－]>[HA]>[H＋n]，错误；B项，a点NaA发生了水解反应，促进了水的电离，b点主要由于HA的电离而使溶液呈酸性，抑制了水的电离，所以a点水的电离程度大于b点水的电离程度，错误；C项，根据电荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝[A－]＋[OH－]，pH＝7，则[H＋]＝[OH－]，可得[Na＋]＝[A－]，错误；D项，b点溶液中溶质为等物质的量NaA和HA，溶液呈酸性，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度，所以[A－]>[HA]，正确。13．常温下，部分酸的电离平衡常数如下：化学式HFHCNH2CO3电离常数Ka＝3.5×10－4mol·L－1Ka＝5.0×10－10mol·L－1Ka1＝4.3×10－7mol·L－1Ka2＝5.6×10－11mol·L－1(1)[H＋]相同的三种酸溶液的浓度从大到小的顺序为________________________________________________________________________。(2)若HCN溶液的起始浓度为0.01mol·L－1，平衡时[H＋]约为________mol·L－1。使此溶液中HCN的电离程度增大且[H＋]也增大的方法是____________。(3)中和等量的NaOH，消耗等pH的氢氟酸和硫酸的体积分别为aL、bL，则a________(填“大于”“小于”或“等于”)b。中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要NaOH的物质的量为n1、n2，则n1________(填“大于”“小于”或“等于”)n2。(4)向NaCN溶液中通入少量的CO2，发生反应的离子方程式为_____________________。(5)设计实验证明氢氟酸比HCl的酸性弱________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。答案 (1)c(HCN)＞c(H2CO3)＞c(HF)(2)×10－6 升高温度(3)小于 小于(4)CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO(5)测定等浓度的两种酸溶液的pH，氢氟酸的pH大[或等浓度的两种酸溶液分别与Zn反应，初始时氢氟酸冒气泡慢(答案合理即可)]解析 (1)根据三种酸的电离平衡常数可知，酸性：HF＞H2CO3＞HCN＞HCO。因此[H＋]相同的三种酸溶液的浓度从大到小的顺序为c(HCN)＞c(H2CO3)＞c(HF)。(2)设平衡时[H＋]＝nxmol·L－1，根据HCNH＋＋CN－，Ka＝5.0×10－10mol·L－1＝＝，解得x≈×10－6，弱电解质的电离过程是吸热过程，升高温度，能够促进HCN的电离，电离程度增大，[H＋]也增大。(3)中和等量的NaOH，当氢氟酸和硫酸的pH相等时，由于硫酸是强酸，氢氟酸为弱酸，需要氢氟酸和硫酸的体积比小于1∶1，即a小于b。氢氟酸为一元酸，硫酸为二元酸，中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要NaOH的物质的量之比为1∶2，即n1小于n2。(4)酸性：HF＞H2CO3＞HCN＞HCO。向NaCN溶液中通入少量的CO2发生反应生成HCN和NaHCO3，反应的离子方程式为CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO。(5)证明氢氟酸比HCl的酸性弱可以使用的方法有：①测定等浓度的两种酸溶液的pH，氢氟酸的pH大；②等浓度的两种酸溶液分别与Zn反应，初始时氢氟酸冒气泡慢；③测定等物质的量浓度的两种溶液的导电性，盐酸的灯泡较亮，氢氟酸的灯泡较暗。考点 电离平衡常数题点 电离平衡常数及应用14．不同温度下加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：温度/℃102030加热煮沸后冷却到50℃pH8.38.48.58.8(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为_________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度______(填“大于”或“小于”)NaHCO3的水解程度。(3)丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：①只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。试剂X是________(填字母)。A．Ba(OH)2溶液B．BaCl2溶液C．NaOH溶液D．澄清的石灰水②将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH______(填“高于”“低于”或“等于”)8.3，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。③查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150℃，丙断言________(填“甲”或“乙”)判断是错误的，理由是_________________________________________________________n________________________________________________________________________。答案 (1)HCO＋H2OH2CO3＋OH－ (2)大于(3)①乙 B ②等于 甲(或高于 乙) ③乙 常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150℃解析 在NaHCO3溶液中，存在下列变化：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO＋H2OH2CO3＋OH－、HCOCO＋H＋、H2OH＋＋OH－。NaHCO3溶液呈碱性的原因是HCO的水解程度大于其电离程度。按甲同学观点，升高温度，HCO水解平衡向水解方向移动，[OH－]增大，pH增大。按乙同学观点，HCO比H2CO3难电离，则CO比HCO水解程度大，Na2CO3溶液pH大于NaHCO3溶液pH。①四种试剂中，只有BaCl2溶液与NaHCO3溶液不反应，选用BaCl2溶液可以区别Na2CO3溶液(产生白色沉淀)、NaHCO3溶液(无白色沉淀)。②加热后的溶液冷却到10℃，若溶液pH等于8.3，证明HCO水解平衡向左移，[OH－]恢复到原浓度；若溶液pH高于8.3，则证明HCO已分解生成Na2CO3，CO的水解能力大于HCO，故溶液pH比原溶液的大。③由于NaHCO3分解温度高于100℃，故常压下加热NaHCO3溶液时，NaHCO3不分解，因此乙判断不正确。考点 盐类的水解题点 盐类水解的规律及应用15．在含有弱电解质的溶液中，往往有多个化学平衡共存。(1)一定温度下，向1L0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入0.1molCH3COONa固体，则溶液中________(填“增大”“不变”或“减小”)；写出表示该混合溶液中所有离子浓度之间的一个等式：_____________________________________________________________________________________________________________________________。(2)土壤的pH一般在4～9之间。土壤中Na2CO3含量较高时，pH可高达10.5，试用离子方程式解释土壤呈碱性的原因：____________________________________________________________________________________________________________________________。加入石膏(CaSO4·2H2O)可以使土壤碱性降低，有关反应的化学方程式为________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)常温下在20mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol·L－1nHCl溶液40mL，溶液中含碳元素的各种微粒(CO2因逸出未画出)物质的量分数(纵轴)随溶液pH变化的部分情况如图所示。回答下列问题：①在同一溶液中，H2CO3、HCO、CO________(填“能”或“不能”)大量共存。②当pH＝7时，溶液中含碳元素的主要微粒为______________________，溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为________________________。③已知在25℃时，CO水解反应的平衡常数即水解常数Kh＝＝2.0×10－4mol·L－1，当溶液中[HCO]∶[CO]＝2∶1时，溶液的pH＝______。答案 (1)不变 [CH3COO－]＋[OH－]＝[H＋]＋[Na＋](2)CO＋H2OHCO＋OH－Na2CO3＋CaSO4·2H2OCaCO3＋Na2SO4＋2H2O(3)①不能 ②HCO、H2CO3 [Na＋]＞[Cl－]＞[HCO]＞[H＋]＝[OH－] ③10解析 (1)K＝，K仅受温度影响。由电荷守恒得[CH3COO－]＋[OH－]＝[H＋]＋[Na＋]。(2)土壤呈碱性，是因CO水解显碱性所致。利用沉淀的转化与生成规律，CaSO4转化为更难溶的物质CaCO3：Na2CO3＋CaSO4·2H2OCaCO3＋Na2SO4＋2H2O。(3)通过观察图像求解①②问。③中[OH－]＝1.0×10－4mol·L－1，则[H＋]＝1.0×10－10mol·L－1，pH＝10。考点 盐类消解题点 盐类水解及应用的综合
